Билет № 2. Порядок заполнения орбиталей электронами. Схемы строения электронных оболочек атомов химических элементов главных и побочных подгрупп (на примере хлора и марганца)
Электроны – это элементарные частицы, имеющие наименьший отрицательный заряд и массу в 2000 раз меньшую массы протона. Т.к. электроны двигаются вокруг ядра с большой скоростью, то определить их координаты вблизи ядра или траекторию движения невозможно, можно оценить лишь вероятность их нахождения в пространстве. Таким образом, для описания состояния электронов в атоме применяется вероятностный подход.
Электронная орбиталь или квантовая ячейка – это область пространства, где пребывание электрона наиболее вероятно.
Орбитали, имеющие одинаковую форму, образуют один подуровень. Иными словами, энергетический подуровень – это совокупность электронов, имеющих одинаковую форму электронных орбиталей. Различают четыре подуровня, которые обозначаются латинскими буквами - s,p,d,f. s-орбитали имеют форму шара, р – орбитали имеют форму объемных восьмерок, лежащих в трех взаимно перпендикулярных областях, а d-и f- орбитали имеют еще более сложную форму.
Подуровни составляют уровни электронной оболочки атома. Энергетический уровень – это совокупность электронов, находящихся примерно на одинаковом расстоянии от ядра и имеющих близкие запасы энергии.
Первый энергетический уровень состоит из s подуровня, и имеет емкость 2е. Второй уровень состоит из s- и p-подуровней и имеет емкость 8е. Третий энергетический уровень состоит из s-,p- и d-подуровней и вмещает до 18е. Четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней: - s-,p-,d- и f. Емкость четвертого уровня – 32е. Емкость энергетических уровней определяется выражением 2n2, где n – номер энергетического уровня.
Каждый уровень составляет определенное количество орбиталей. Первый уровнь содержит одну орбиталь, второй - четыре орбитали, третий - девять орбиталей, четверый - шестнадцать орбиталей и т.д.
Электроны распределяются по орбиталям в соответствии со следующими правилами:
1. Принцип минимума энергии: каждый электрон занимает орбиталь так, чтобы его энергия была минимальной. Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p < 7s.
2. Правило Хунда (“автобуса”): в пределах одного подуровня электроны распределяются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
3. Принцип Паули: в пределах одной орбитали может находиться не более двух электронов c разными спинами. Спин – это особое квантово-механическое свойство электрона, отличающее его от другого электрона в пределах одной электронной орбитали.
В соответствии с этим, в атоме не может быть и двух электронов, обладающих абсолютно одинаковыми запасами энергии. Наиболее близкими энергетически являются электроны, принадлежащие одному уровню, одному подуровню и находящиеся в пределах одной электронной орбитали.
Строение электронной оболочки атома может быть охарактеризовано тремя моделями: моделью Резерфорда – Бора, квантовой диаграммой и электронной конфигурацией. Рассмотрим их на примере атомов элементов № 17 и № 25.
1) 17Cl +17 )2)8)7e 1s22s22p6|3s23p5
здесь будет квантовая диаграмма атома хлора))
2)25Mn +25 )2)8)13)2e 1s22s22p63s23p63d5|4s2
4
3
2
1 |
